138-93 - UniNa STiDuE

230/2003
A.A. 2006/2007
UNIVERSITA' DEGLI STUDI DI TRIESTE
Sede staccata di Pordenone
________________________________________________________________________________
CORSI DI LAUREA IN :
1) INGEGNERIA LOGISTICA E DELLA PRODUZIONE
2) INGEGNERIA DEI MATERIALI – MATERIE PLASTICHE
PROGRAMMA DEL CORSO DI
DOCENTE
CHIMICA
PROF. Dore Augusto CLEMENTE
PRECORSO DI CHIMICA
Il corso di chimica e’ preceduto da un precorso di otto ore necessario per aggiornarsi sulle
cognizioni di base indispensabili agli studenti per seguire con profitto il normale corso di chimica.
Esse comprendono le operazioni matematiche più comuni come le operazioni con le potenze, i
logaritmi, le estrazioni delle radici di qualsiasi grado, la definizione e l’uso del concetto di funzione,
grafici di funzione ad una sola variabile, i simboli chimici, e principalmente la definizione e l’uso
delle unità di misura che si usano comunemente in chimica, come di seguito riportato :
unità di misura :
Notazione scientifica e i sistemi di unità di misura MKS, CGS, SI. Il sistema metrico: il metro e le
unità di lunghezza. Il chilogrammo e le unità di massa. Conversione di unità. Volume e densità.
Pressione e sua misura. Definizione delle grandezze elettriche di base : coulomb, statcoulomb,
ampere, volt, ohm. Energia cinetica e potenziale.
Gli studenti possono ritirare in segreteria dalla Sig. Biscontin la dispensa sulle unità di misura
scritta dal prof. Clemente per fotocopiarla.
COSTITUZIONE DELLA MATERIA
Cenni di Storia della Chimica. Sostanze ed elementi chimici, teoria di Dalton e costituzione della
materia, i costituenti fondamentali dell’atomo: elettrone, protone e neutrone; numero atomico,
numero di massa, isotopi. Cenni sulla radioattività. La stabilità nucleare e la contrazione di massa.
Formula empirica e formula molecolare, Concetti generali sulla legge di Coulomb.
STECHIOMETRIA
Struttura atomica, massa atomica e massa molare. Il concetto di mole, la costante di Avogadro.
Formule ed equazioni chimiche, esercizi relativi. Definizione di concentrazione, concentrazioni
molari.
TEORIA QUANTISTICA DELLA STRUTTURA ATOMICA
Natura ondulatoria della luce e cenni sullo spettro dell’idrogeno atomico. Modello atomico secondo
Bohr. Inadeguatezza del modello di Bohr e nascita della nuova teoria quantistica, natura ondulatoria
dell’elettrone, relazione di De Broglie, analogia tra elettrone e fotone. Cenni sull’ equazione d’onda
di Schröedinger e la particella in una scatola. Definizione di probabilità e principio di
Indeterminazione. L’atomo di Idrogeno e suoi orbitali, funzioni d’onda radiali ed angolari,
distribuzione della probabilità radiale per l’atomo di Idrogeno. I numeri quantici n, l, m, s.
Rappresentazione tridimensionale di un orbitale atomico. Atomi polielettronici, approssimazione
del potenziale medio, livelli energetici, effetto di schermo, sottolivelli energetici. Principio di
costruzione degli atomi (Aufbauprinzip), principio di esclusione di Pauli, regola di Hund,
configurazione elettronica degli atomi. Potenziale di Ionizzazione ed affinità elettronica.
IL LEGAME CHIMICO SECONDO LA MECCANICA QUANTISTICA
Il legame ionico o polare, energia di Madelung. Formule empiriche e formule di struttura dei
cristalli ionici. Raggi ionici e loro periodicità. Esercizi sul legame ionico : NaCl, CaCl 2, CaF2.
Nomi e formule dei composti ionici. Il legame covalente e gli orbitali molecolari. La molecola di
H2+ ed H2. Sovrapposizioni permesse e non permesse, i due tipi principali di legame covalente  e
, cenni sul legame covalente . Orbitali molecolari per le molecole biatomiche omonucleari He2,
Li2, Na2, K2, B2, C2, N2, O2, F2, Cl2 ed eteronucleari CO, NO, HF, HCl, HBr ed HI. Cenni sulla
misura sperimentale dell’integrale di risonanza .
TEORIE EMPIRICHE SUL LEGAME CHIMICO
Elettronegatività e polarità dei legami, carattere ionico. Numero di ossidazione. la regola
dell’ottetto, due, otto e diciotto elettroni. Formule di Lewis per le molecole con soli legami semplici
e con legami multipli.
TEORIE EMPIRICHE SUL LEGAME CHIMICO E GEOMETRIA MOLECOLARE
Relazione tra stereochimica e natura del legame: la teoria della repulsione delle coppie di elettroni
dello strato di valenza (VSEPR) ed i modelli tridimensionali delle molecole. Orbitali atomici ibridi
sp, sp2, sp3.
LEGAME AD IDROGENO
Natura (essenzialmente) elettrostatica del legame ad idrogeno. Il legame ad idrogeno nell’acqua,
nell’ammoniaca e nell’acido fluoridrico. Cenni sul legame ad idrogeno negli acidi nucleici e
struttura del DNA.
STATO GASSOSO
Definizione di vapore e gas, la legge di Boyle, la legge di Charles e Gay-Lussac, la scala assoluta di
temperatura, l’equazione dei gas ideali, la legge di Dalton delle pressioni parziali, esercizi sulle
leggi dei gas ideali. Deviazioni dal comportamento ideale. Legge di van der Waals.
LE REAZIONI CHIMICHE
Equazioni chimiche bilanciate. I coefficienti stechiometrici e le relazioni ponderali nelle equazioni
chimiche. Reagenti in difetto ed in eccesso rispetto allo stechiometrico.
REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
Trasferimento di elettroni, sostanze ossidanti e riducenti. Comportamento degli alogeni come
ossidanti. La reazione di dismutazione. La reazione permanganato-acido ossalico, permanganatoione ferroso, bicromato o cromato-ione ferroso, Iodio-tiosolfato ecc…. Bilanciamento e calcoli
stechiometrici sulle reazioni di ossido-riduzione.
EQUILIBRIO CHIMICO
Equilibrio stabile e metastabile. Legge dell’azione di Massa e costante di equilibrio (legge di
Guldberg e Waage). Equilibri omogenei ed eterogenei. Principio di Le Châtelier. Equazione
dell’elettroneutralità ed equazioni del contenuto. Calcoli stechiometrici sull’equilibrio chimico in
fase omogenea (gassosa e liquida) ed eterogenea.
ACIDI E BASI
Definizione di acido e base. Costante di dissociazione. Coppia coniugata acido-base. Prodotto
ionico dell’acqua. La struttura del protone in acqua, lo ione idrossonio H3O+ e cenni sullo ione
H9O4+. Calcoli stechiometrici sugli acidi e le basi deboli monoprotiche. Acidi e basi poliprotiche.
Relazione tra forza di un acido o di una base e sua struttura molecolare. Soluzioni tampone e loro
scelta. Acidi e basi di Lewis. Misura del pH e neutralizzazioni. Relativi calcoli stechiometrici.
SOLUBILITA’
Definizione di solubilità. Prodotto di solubilità, reazioni di precipitazione per i principali tipi di sali
ionici tipo AB, AB2, A2B ecc…Relativi calcoli stechiometrici sul prodotto di solubilità.
CHIMICA DEGLI ELEMENTI
Nascita degli elementi nell’Universo. Isotopi stabili ed instabili. La chimica dei principali elementi
descritti secondo il gruppo di appartenenza : idrogeno, i metalli alcalini, i metalli alcalino terrosi,
boro ed alluminio, cenni agli altri elementi del terzo gruppo, carbonio e silicio, cenni agli altri
elementi del quarto gruppo, azoto e fosforo, cenni agli altri elementi del quinto gruppo, ossigeno e
zolfo, cenni agli altri elementi del sesto gruppo, gli alogeni, cenni sui gas nobili.
COMPOSTI DI COORDINAZIONE
Definizione di composto di coordinazione e di numero di coordinazione. Geometria dei composti di
coordinazione con numero di coordinazione 2, 3, 4, 5, 6. Teoria del legame chimico nei composti di
coordinazione: il modello elettrostatico ed il modello covalente con speciale riferimento ai composti
di coordinazione ottaedrici. La serie spettrochimica. Proprietà magnetiche, configurazione
elettronica. Cenni sui Composti di coordinazione degli ioni metallici nei sistemi biologici :
emoglobina, mioglobina, clorofilla e vitamina B12.
Testo consigliato :
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA – SECONDA EDIZIONE - CASA EDITRICE
AMBROSIANA - MILANO
A CURA DI Giovanni de Paoli.
VI SONO DIVERSI AUTORI TRA CUI : R. BERTANI, D. A. CLEMENTE, G. DE PAOLI,
P. DI BERNARDO, ECC...
E NATURALMENTE : APPUNTI DI LEZIONE